3D Viewer: Moleküle (anorganische Chemie)

Moleküle und Ionen räumlich betrachten

Moleküle sind keine flachen Gebilde. Die Atome besetzen feste Positionen im Raum, und aus dieser räumlichen Anordnung ergeben sich die Eigenschaften des Stoffes. Das gilt für ungeladene Moleküle ebenso wie für Molekülionen.

Drei Darstellungsformen

Der Regler unter jedem Fenster führt stufenlos durch drei Modelle, die dasselbe Teilchen unterschiedlich betonen:

• Stabmodell: Nur die Bindungen sind zu sehen. Die Atome erscheinen als farbige Enden der Stäbe. Das Modell zeigt das Bindungsgerüst und die Bindungswinkel besonders klar.
• Kugel-Stab-Modell: Atome als Kugeln, Bindungen als Stäbe. Es macht Bindungen und Atome zugleich sichtbar – der übliche Kompromiss.
• Kalottenmodell: Die Kugeln haben den Van-der-Waals-Radius. Sie zeigen, wie viel Raum ein Atom tatsächlich beansprucht, und wie das Teilchen nach außen wirkt.

Kein Modell ist „richtiger“ als die anderen. Jedes hebt einen anderen Aspekt hervor.

Freie Elektronenpaare und das EPA-Modell

Elektronenpaare, die nicht an einer Bindung beteiligt sind, beanspruchen ebenfalls Raum. Nach dem Elektronenpaarabstoßungs-Modell (EPA-Modell) ordnen sich alle Elektronenpaare eines Atoms – bindende wie freie – so an, dass sie größtmöglichen Abstand voneinander haben. Daraus ergibt sich der Bau des Teilchens.

Freie Elektronenpaare beanspruchen dabei mehr Raum als bindende. Sie drücken die Bindungen enger zusammen: Beim Methan-Molekül mit vier bindenden Elektronenpaaren beträgt der Winkel 109,5°, beim Ammoniak-Molekül mit einem zusätzlichen freien Elektronenpaar nur noch 107°, beim Wasser-Molekül mit zwei freien Elektronenpaaren 104,5°.

Die freien Elektronenpaare sind außerdem die Stellen, an denen ein Teilchen angegriffen werden kann – etwa bei der Aufnahme eines Protons.

Molekülionen und Formalladungen

Ein Molekülion ist ein Teilchen aus mehreren Atomen, das insgesamt geladen ist. Die Gesamtladung steht in der Formel als hochgestelltes Zeichen, etwa beim Sulfat-Ion SO₄²⁻ oder beim Ammonium-Ion NH₄⁺.

Neben der Gesamtladung tragen einzelne Atome oft eine Formalladung. Sie gibt an, wie viele Elektronen ein Atom in der Valenzstrichformel besitzt – verglichen mit dem ungeladenen Atom. Man zählt dazu die freien Elektronenpaare voll und von jedem bindenden Elektronenpaar die Hälfte:

• Ergibt sich weniger als beim ungeladenen Atom, ist die Formalladung positiv, zum Beispiel „+“ oder „2+“.
• Ergibt sich mehr, ist sie negativ, zum Beispiel „−“.
• Die Summe aller Formalladungen ergibt die Gesamtladung des Teilchens.

Beim Oxonium-Ion H₃O⁺ trägt das Sauerstoff-Atom die Formalladung „+“, weil es drei Bindungen eingeht und nur noch ein freies Elektronenpaar behält. Beim Sulfat-Ion tragen die vier Sauerstoff-Atome je die Formalladung „−“ und das Schwefel-Atom „2+“; in der Summe ergibt das die Gesamtladung 2−.

Formalladungen sind ein Buchhaltungs-Hilfsmittel der Valenzstrichformel, keine echten Ionenladungen. Sie zeigen aber, wo die Elektronen in einem Teilchen ungleich verteilt sind, und helfen dabei, sinnvolle Formeln von unsinnigen zu unterscheiden. Auch ungeladene Moleküle können Formalladungen tragen, etwa das Schwefeldioxid-Molekül oder das Ozon-Molekül.

Elemente und ihre Moleküle

Auch Elemente bilden Moleküle: zweiatomige wie das Wasserstoff-Molekül oder das Chlor-Molekül, aber auch größere. Schwefel bildet gewellte S₈-Ringe (Kronenform), weißer Phosphor tetraedrische P₄-Käfige mit stark gespannten Bindungen (60°). Sauerstoff tritt in zwei Formen auf: als O₂-Molekül und als Ozon-Molekül O₃. Solche unterschiedlichen Erscheinungsformen desselben Elements heißen Modifikationen.

Binäre Moleküle und Säuren

Binäre Moleküle bestehen aus zwei Elementen, zum Beispiel das Wasser-Molekül, das Ammoniak-Molekül oder das Hydrogenchlorid-Molekül. Ihr Bau folgt unmittelbar aus dem EPA-Modell: linear, gewinkelt, trigonal-pyramidal oder tetraedrisch, je nachdem wie viele bindende und freie Elektronenpaare das Zentralatom trägt.

Die anorganischen Säuren tragen mindestens ein Wasserstoff-Atom, das als Proton abgegeben werden kann; zurück bleibt ein Säurerest-Ion. Bei den Sauerstoffsäuren wie dem Schwefelsäure-Molekül ist dieses Wasserstoff-Atom an ein Sauerstoff-Atom gebunden, beim Cyanwasserstoff-Molekül dagegen an das Kohlenstoff-Atom. So entstehen aus dem Schwefelsäure-Molekül das Hydrogensulfat-Ion und das Sulfat-Ion. Vergleiche die beiden im Zwei-Moleküle-Modus: Der Bau bleibt gleich, es fehlt nur das Wasserstoff-Atom.

Zur Methodik

Die Atompositionen stammen aus quantenchemischen Rechnungen und experimentellen Strukturdaten aus der Literatur. Die Kalotten-Radien sind die Van-der-Waals-Radien aus der Literatur. Die Bindungen sind als Einfach-, Doppel- oder Dreifachbindungen so gezeichnet, wie es der Valenzstrichformel mit Oktettregel entspricht.